|
|
Нитраты аммония разлагаютсяNH4NO3 → N2O + 2H2O NH4NO3 → N2 + NO + H2O
Нитриты не разлагаются, кроме NH4NO2
NH4NO2 → N2 + 2H2O
Получение азотной кислоты t В лабораторных условиях – KNO3тв + H2SO4 k = KHSO4 + HNO3 ↑ В промышленности: аммиачный или контактный способ. Каталитическое окисление в контактном аппарате (катализатор – платинородиевые сетки) t,k 1) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O 2) NO + O2 → NO2при обычной t и повышенном P ≈ 600 – 1100 кПа 3)4NO2 + O2 + H2O → 4HNO3 ω (50 – 60%)
Соли азотной кислоты. Азотные удобрения
Нитраты – практически все хорошо растворимы в H2O, поэтому природные месторождения редки. Основное количество получают искусственным путем на химических заводах, из HNO3 и гидроксидов. Получают: 1) Взаимодействием с металлами, основаниями, амфотерными основаниями щелочами, нерастворимыми основаниями, аммиаком или его водным раствором, с некоторыми солями. 2) NO2 с растворами щелочей
2Ca(OH)2 + NO2 = Ca(NO3)2 + Ca(NO2)2 + 2H2O
В кислой среде нитраты проявляют окислительные свойства подобно разбавленной HNO3
3FeCl2 + KNO3 + 4HCl = 3FeCl3 + KCl + NO↑ + H2O
В щелочной окисляют активные металлы (Mg, Al, Zn)
4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O = 4Na2[Zn(OH)4] + NH3↑
Наиболее сильные окислительные свойства нитраты проявляют при сплавлении t Cr2O3 + 3NaNO3 + 4KOH = 3K2CrO4 + 3NaNO2 + 2H2O↑
Наиболее важные азотные удобрения: Нитраты натрия, калия, аммония и кальция применяются главным образом как минеральные азотные удобрения и называются селитрами.
KNO3 селитры NH3•H2O аммиачная вода NaNO3 NH4H2PO4 аммофос Ca(NO3)2 (NH4)2HPO4 диаммофос CO(NH2)2 мочевина, карбамид
Питательная ценность удобрения растворяется по ω(N) в нем. В мочевине ω(N) = (2•14)/ (12 + 16 + 28 + 4)= 28/60 = 0,47 (47%). В NH4NO3 – азот в нитратной и аммиачной форме (35%), (NH4)2SO4 – наиболее ценное удобрение, так как азота больше всего в хорошо усвояемой форме. К азотным удобрениям, как источникам азотного питания растений для повышения урожайности относят также органические удобрения (навоз, компост и др.), а также зеленые удобрения (люпин).
Химия фосфора Фосфор (лат. Phosphorus) - один из наиболее распространенных элементов в земной коре. В свободном состоянии в природе не встречается из-за высокой химической активности. В связанном виде входит в состав около 200 минералов, главным образом апатитов 3Ca3(PO4)2*CаХ2(Х=Cl, F, OH)2 и фосфоритов Ca3(PO4)2. Известно 11 аллотропных модификаций фосфора, наиболее изучен белый, красный и черный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную формулу P4 и представляет правильный тетраэдр с углом между связями в 60О.
Белый фосфор очень ядовит. Смертельная доза для человека составляет 0,15 г. Уже при комнатной температуре белый фосфор легко испаряется и его пары окисляются. Энергия этих реакций переходит частично в световую, что является причиной свечения белого фосфора в темноте. Он легко загорается (возможно самовоспламенение). Обращаться с ним надо крайне осторожно. Хранить необходимо под водой. Красный фосфор получают при длительном нагревании белого фосфора при температуре 280-340 ОС под давлением и без доступа воздуха. Это темно-красное мелкокристаллическое мало-летучее вещество. Содержание фосфора в человеческом организме составляет около 1 % от его массы. 280 - 340° С 200° С Pбел → Ркрасн Pбел → Рчерн Красный фосфор почти не ядовит и менее огнеопасен, чем белый. Самовозгорание не происходит, однако зажечь его легко и горение протекает очень бурно.
- в основе полимеры, получаются размыканием тетраэдра P4. Наиболее устойчивой формой фосфора является черный фосфор. По внешнему виду и свойствам напоминает графит, жирный на ощупь, разделяется на чешуйки, проводит электрический ток. Не ядовит, химически наименее малоактивен, воспламеняется только при температуре 490 ОС. Хотя фосфор является электронным аналогом азота, но наличие в валентном электронном слое атома свободных d - орбиталей делает соединения фосфора не похожими на соединения азота. Различие между соединениями азота и фосфора связано с образованием донорно-акцепторных π-связей между атомами фосфора и донорами электронных пар, особенно кислородом. Поэтому при переходе от N к P прочность связей Э-Н вследствие увеличения размера атома снижается, однако связи Э-О значительно упрочнятся. Образование донорно-акцепторных связей объясняет интенсивное взаимодействие фосфора с кислородом, устойчивость и многообразие кислородных соединений фосфора. Наиболее устойчивая степень окисления +5. В этой степени окисления соединения фосфора не проявляют окислительные свойства из-за ее стабильности, в отличии от азота. Т.к. имеются свободные 3d – орбитали, то по сравнению с азотом валентных возможностей больше и максимальная валентность фосфора может быть 5, редко 6. Получение: 1. Из фосфоритной муки сплавлением с углеродом и оксидом кремния Ca3(PO4)2 + C +SiO2 → P4 + CaSiO3 + CO 2. Из фосфата Са, при температуре выше 1500оС Ca3(PO4)2 + C → CaO + P4 + CO
Химические свойства: P + O2 = P2O3 P + O2 = P2O5 P + S = P2S3 P + Cl2 = PCl3 P + H2 не идет Реагирует с кислотами P + HNO3 = H PO4 + NO + H2O P + H2SO4 = H3PO4 + SO2 + H2O Реагирует со щелочами P + KOH + H2O = KH 2PO2 + PH3↑
Соединения: В отличие от азота фосфор непосредственно не реагирует с водородом. Гидрид фосфора (РН3) фосфин получают гидролизом фосфида кальция. Са3Р2 + 6Н2О ® 3Са(ОН)2 + 2РН3↑ Фосфин– бесцветный ядовитый газ с запахом гнилой рыбы. Самовоспламеняется на воздухе 2РН3 + 4О2 ® P2O5 + 2Н2О Мало растворим в воде и в отличие от NH3 не реагирует с ней. С очень сильными бескислородными кислотами образует соли фосфония аналогично аммиаку. РН3 + HI= PH4I иодид фосфония Дифосфин (аналог гидразина) (Р2Н4) – представляет собой жидкость, самовоспламеняющуюся на воздухе.
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: ©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.
|
NH4NO3 (NH4)2SO4 сульфат аммония
